Задача 127.
Како ќе се промени брзината на реакцијата што се случува во гасната фаза со зголемување на температурата за 60°C, ако температурниот коефициент на брзината на оваа реакција е 2?
Решение:

Следствено, брзината на реакција со зголемување на температурата за 600 C 0 е 64 пати поголема од почетната брзина на реакција.

Задача 121.
Оксидацијата на сулфурот и неговиот диоксид се одвива според равенките:
а) S (k) + O2 = SO2 (d); б) 2SO 2 (г) + O 2 = 2SO 3 (г).
Како ќе се промени брзината на овие реакции ако волуменот на секој систем се намали за четири пати?
Решение:
а) S (k) + O 2 = SO 2 (g)
Да ги означиме концентрациите на гасните реактанти: = а, = б. Според закон за масовна акција, стапките на напредни и обратни реакции пред промената на волуменот се соодветно еднакви:

V pr = k. а; V arr = k. б.

Откако ќе се намали волуменот на хетероген систем за четири пати, концентрацијата на гасовити материи ќе се зголеми четири пати: = 4а, = 4б.При нови концентрации, стапките на напредни и обратни реакции ќе бидат еднакви

Следствено, по намалувањето на јачината на звукот во системот, стапките на напредни и обратни реакции се зголемија четири пати. Рамнотежата на системот не е поместена.

б) 2SO 2 (g) + O 2 = 2SO 3 (g)
Да ги означиме концентрациите на реактантите: = а, = б, = Со.Според законот за масовно дејство, стапките на напредни и обратни реакции пред промената на волуменот се соодветно еднакви:

V pr = ka 2 b; Vo b r = kc 2 .

Откако ќе се намали волуменот на хомоген систем за четири пати, концентрацијата на реактантите ќе се зголеми четири пати: = 4 а, = 4б, = 4 сПри нови концентрации, стапките на напредни и обратни реакции ќе бидат еднакви:

Следствено, по намалувањето на волуменот во системот, брзината на напредната реакција се зголемила за 64 пати, а обратната реакција за 16. Рамнотежата на системот се префрлила надесно, кон намалување на формирањето на гасовити материи.

Константи на рамнотежа на хомоген систем

Задача 122.
Напишете израз за константата на рамнотежа на хомоген систем:
N 2 + ZN 2 = 2NH 3. Како ќе се промени брзината на директната реакција на формирање на амонијак ако концентрацијата на водородот се зголеми трипати?
Решение:
Равенка на реакција:

N 2 + ZN 2 = 2NH 3

Изразот за константата на рамнотежа на оваа реакција има форма:

Да ги означиме концентрациите на гасните реактанти: = а, = б. Според законот за масовно дејство, брзината на директни реакции пред зголемување на концентрацијата на водород е еднаква на: V pr = kab 3. По трипати зголемување на концентрацијата на водородот, концентрациите на почетните материи ќе бидат еднакви на: = а, = 3б. При нови концентрации, брзината на директни реакции ќе биде еднаква на:

Следствено, по трипати зголемување на концентрацијата на водород, брзината на реакција се зголемила 27 пати. Рамнотежата, според принципот на Ле Шателје, се префрлила кон намалување на концентрацијата на водородот, т.е. десно.

З задача 123.
Реакцијата ја следи равенката N 2 + O 2 = 2NO. Концентрациите на почетните супстанции пред почетокот на реакцијата беа = 0,049 mol/L, = 0,01 mol/L. Пресметај ја концентрацијата на овие супстанции кога = 0,005 mol/l. Одговор: 0,0465 mol/l; = 0,0075 mol/l.
Решение:
Равенката на реакцијата е:

Од равенката на реакцијата произлегува дека за формирање на 2 молови NO е потребен 1 мол N2 и O2, односно, за формирање на NO е потребно половина од N2 и O2. Врз основа на горенаведеното, може да се претпостави дека за формирање на 0,005 mol NO потребни се 0,0025 mol N 2 и O 2. Тогаш конечните концентрации на почетните супстанции ќе бидат еднакви на:

Конечно = реф. – 0,0025 = 0,049 – 0,0025 = 0,0465 mol/l;
конечни = реф. - 0,0025 = 0,01 – 0,0025 = 0,0075 mol/l.

Одговор:конечни = 0,0465 mol/l; конечни = 0,0075 mol/l.

Задача 124.
Реакцијата се одвива според равенката N 2 + ZH 2 = 2NH 3. Концентрации на вклучени супстанции (mol/l): = 0,80; = 1,5; = 0,10. Пресметај ја концентрацијата на водород и амонијак = 0,5 mol/l. Одговор: = 0,70 mol/l; [H 2) = 0,60 mol/l.
Решение:
Равенката на реакцијата е:

N2 + ZH2 = 2NH3

Од равенката произлегува дека од 1 mol N 2 се формираат 2 mol NH 3 и се трошат 3 mol H 2. Така, со учество на одредена количина на азот во реакцијата, ќе се формира двојно повеќе амонијак и ќе реагира три пати повеќе водород. Да ја пресметаме количината на азот што реагирала: 0,80 – 0,50 = 0,30 mol. Да ја пресметаме количината на амонијак што е формирана: 0,3 . 2 = 0,6 мол. Да ја пресметаме количината на реагираниот водород: 0,3. 3 = 0,9 мол. Сега да ги пресметаме конечните концентрации на реактантите:

конечни = 0,10 + 0,60 = 0,70 мол;
[H 2 ]финале = 1,5 - 0,90 = 0,60 mol;
конечни = 0,80 - 0,50 = 0,30 мол.

Одговор:= 0,70 mol/l; [H 2) = 0,60 mol/l.

Брзина, температурен коефициент на брзина на реакција

Задача 125.
Реакцијата се одвива според равенката H 2 + I 2 = 2HI. Константата на брзината на оваа реакција на одредена температура е 0,16. Почетни концентрации на реактантите (mol/l): [H 2 ] = 0,04:
= 0,05. Пресметај ја почетната брзина на реакцијата и нејзината брзина на = 0,03 mol/l. Одговор: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4
Решение:
Равенката на реакцијата е:

H 2 + I 2 = 2HI

При почетните концентрации на супстанциите што реагираат, според законот за масовно дејство, брзината на реакцијата ќе биде еднаква при означување на концентрациите на почетните супстанции: [H 2 ] = а, = б.

V pr = k ab = 0,16 . 0,04 . 0,05 = 3,2 . 10 -4 .

Да ја пресметаме количината на водород што реагирала ако неговата концентрација се променила и станела 0,03 mol/l, добиваме: 0,04 - 0,03 = 0,01 mol. Од равенката на реакцијата произлегува дека водородот и јодот реагираат меѓу себе во сооднос 1:1, што значи дека во реакцијата влегле и 0,01 mol јод. Оттука, крајната концентрација на јод е: 0,05 -0,01 = 0,04 mol. При нови концентрации, брзината на директната реакција ќе биде еднаква на:

Одговор: 3.2 . 10 -4 , 1,92 . 10 -4 .

Задача 126.
Пресметајте колку пати ќе се намали брзината на реакцијата што се случува во гасната фаза ако температурата се спушти од 120 на 80 ° C. Температурен коефициент на брзина на реакција Z.
Решение:
Зависноста на брзината на хемиската реакција од температурата се одредува со емпириското правило Ван'т Хоф според формулата:

Затоа, стапката на реакција; на 800 C 0 брзината на реакција на 1200 C 0 е 81 пати помала.

реакцијата е пропорционална на производот од концентрациите на почетните материи во моќности еднакви на нивните стехеометриски коефициенти.

O = K-s[A]t. c[B]p, каде што c [A] и c [B] се моларните концентрации на супстанциите A и B, K е коефициентот на пропорционалност, наречен константа на брзината на реакцијата.

Ефект на температурата

Зависноста на брзината на реакцијата од температурата е одредена со правилото на Ван'т Хоф, според кое, при секое зголемување на температурата за 10 C, брзината на повеќето реакции се зголемува за 2-4 пати. Математички оваа зависност се изразува со релацијата:

каде и i)t, i>t се брзините на реакцијата, соодветно, на почетната (t:) и конечната (t2) температури, а y е температурниот коефициент на брзината на реакцијата, што покажува колку пати се зголемува брзината на реакцијата со зголемување на температурата на реактантите за 10 °C.

Пример 1. Напишете израз за зависноста на брзината на хемиската реакција од концентрацијата на реактантите за процесите:

а) H2 4- J2 -» 2HJ (во гасна фаза);

б) Ba2+ 4- S02-= BaS04 (во раствор);

в) CaO 4- C02 -» CaC03 (со учество на цврст

супстанции).

Решение. v = K-c(H2)c(J2); v = K-c(Ba2+)-c(S02); v = Kc(C02).

Пример 2. Како ќе се промени брзината на реакцијата 2A + B2^± 2AB, која се јавува директно помеѓу молекулите во затворен сад, ако притисокот се зголеми за 4 пати?

Според законот за дејство на молекулите, брзината на хемиската реакција е директно пропорционална на производот од моларните концентрации на супстанците кои реагираат: v = K-c[A]m.c[B]n. Со зголемување на притисокот во садот, ја зголемуваме концентрацијата на реактантите.

Нека почетните концентрации на A и B се еднакви на c[A] = a, c[B] = b. Тогаш = Ka2b. Поради зголемување на притисокот за 4 пати, концентрацијата на секој од реагенсите исто така се зголеми за 4 пати и челикот c[A] = 4a, c[B] = 4b.

При овие концентрации:

vt = K(4a)2-4b = K64a2b.

Вредноста на К е иста во двата случаи. Константата на брзината за оваа реакција е константна вредност, нумерички еднаква на брзината на реакција при моларни концентрации на реактантите еднаква на 1. Споредувајќи ги v и vl9, гледаме дека брзината на реакцијата се зголемила за 64 пати.

Пример 3. Колку пати ќе се зголеми брзината на хемиската реакција кога температурата ќе се зголеми од 0°C до 50°C, земајќи го температурниот коефициент на брзината еднаков на три?

Брзината на хемиската реакција зависи од температурата на која се случува. Кога температурата се зголемува за 10 °C, брзината на реакција ќе се зголеми за 2-4 пати. Ако температурата се намали, таа се намалува за иста количина. Бројот што покажува колку пати се зголемува брзината на реакцијата кога температурата се зголемува за 10 °C се нарекува температурен коефициент на реакцијата.

Во математичка форма, зависноста на промената на брзината на реакцијата од температурата се изразува со равенката:

Температурата се зголемува за 50 °C, а y = 3. Заменете ги овие вредности

^5о°с = ^о°с "3у = "00оС? 3 = v0oC ? 243. Брзината се зголемува за 243 пати.

Пример 4. Реакцијата на температура од 50 °C продолжува за 3 минути 20 секунди. Температурниот коефициент на брзината на реакцијата е 3. Колку време ќе биде потребно за да заврши оваа реакција на 30 и 100 °C?

Кога температурата се зголемува од 50 на 100 °C, брзината на реакцијата се зголемува во согласност со правилото на Ван'т Хофе за следниов број пати:

H _ 10 „O 10 - Q3

У ју = з ју = з* = 243 пати.

Ако на 50°C реакцијата заврши за 200 s (3 min 20 s), тогаш на 100°C ќе заврши за 200/

243 = 0,82 с. На 30 °C брзината на реакција се намалува

шие 3 10 = 32 = 9 пати и реакцијата завршува за 200 * 9 = 1800 с, т.е. за 30 мин.

Пример 5. Почетните концентрации на азот и водород се соодветно 2 и 3 *mol/l. Колкави ќе бидат концентрациите на овие материи во моментот кога реагирале 0,5 mol/L азот?

Да ја напишеме равенката на реакцијата:

N2 + ZH2 2NH3, коефициентите покажуваат дека азотот реагира со водород во моларен однос 1:3. Врз основа на ова, го создаваме односот:

1 мол азот реагира со 3 молови водород.

0,5 mol азот реагира со x mol водород.

Од - = - ; x =-- = 1,5 мол.

1,5 mol/l (2 - 0,5) азот и 1,5 mol/l (3 - 1,5) водород не реагирале.

Пример 6. Колку пати ќе се зголеми брзината на хемиската реакција кога ќе се судрат една молекула на супстанцијата А и две молекули на супстанцијата Б:

A(2) + 2B -» C(2) + D(2), со зголемување на концентрацијата на супстанцијата Б за 3 пати?

Да напишеме израз за зависноста на брзината на оваа реакција од концентрацијата на супстанциите:

v = K-c(A)-c2(B),

каде K е константа на брзина.

Да ги земеме почетните концентрации на супстанциите c(A) = a mol/l, c(B) = b mol/l. При овие концентрации, брзината на реакцијата е u1 = Kab2. Кога концентрацијата на супстанцијата Б се зголемува за 3 пати, c(B) = 3b mol/l. Брзината на реакцијата ќе биде еднаква на v2 = Ka(3b)2 = 9Kab2.

Зголемување на брзината v2: ig = 9Kab2: Kab2 = 9.

Пример 7. Азотниот оксид и хлорот реагираат според равенката на реакцијата: 2NO + C12 2NOC1.

Колку пати треба да се зголеми притисокот на секој извор?

Брзина на хемиска реакција- промена на количеството на една од супстанците кои реагираат по единица време во единица реакционен простор.

Брзината на хемиската реакција е под влијание на следниве фактори:

• природата на супстанциите што реагираат;
• концентрација на реактантите;
• контактна површина на супстанции кои реагираат (во хетерогени реакции);
• температура;
• дејство на катализаторите.

Активна теорија на судирни овозможува да го објасниме влијанието на одредени фактори врз брзината на хемиската реакција. Главните одредби на оваа теорија:

• Реакциите се случуваат кога се судираат честички од реактантите кои имаат одредена енергија.
• Колку повеќе реактантни честички има, толку поблиску се една до друга, толку е поголема веројатноста да се судрат и да реагираат.
• Само ефективни судири доведуваат до реакција, т.е. оние во кои „старите врски“ се уништуваат или ослабуваат и затоа можат да се формираат „нови“. За да го направите ова, честичките мора да имаат доволно енергија.
• Минималниот вишок енергија потребен за ефективен судир на честичките од реактант се нарекува енергија за активирање Ea.
• Активноста на хемикалиите се манифестира во ниската енергија на активирање на реакциите што ги вклучуваат. Колку е помала енергијата на активирање, толку е поголема стапката на реакција.На пример, во реакциите помеѓу катјоните и анјоните, енергијата на активација е многу мала, така што таквите реакции се случуваат речиси моментално

Влијанието на концентрацијата на реактантите врз брзината на реакцијата

Како што се зголемува концентрацијата на реактантите, брзината на реакцијата се зголемува. За да дојде до реакција, две хемиски честички мора да се спојат, па брзината на реакцијата зависи од бројот на судири меѓу нив. Зголемувањето на бројот на честички во даден волумен доведува до почести судири и зголемување на брзината на реакцијата.

Зголемувањето на брзината на реакција што се случува во гасната фаза ќе резултира од зголемување на притисокот или намалување на волуменот окупиран од смесата.

Врз основа на експериментални податоци во 1867 година, норвешките научници K. Guldberg и P. Waage, а независно од нив во 1865 година, рускиот научник Н.И. Бекетов го формулираше основниот закон за хемиска кинетика, утврдувајќи зависност на брзината на реакција од концентрациите на реактантите -

Закон за масовно дејство (LMA):

Брзината на хемиската реакција е пропорционална на производот од концентрациите на супстанциите што реагираат, земени во моќности еднакви на нивните коефициенти во равенката на реакцијата. („ефективна маса“ е синоним за современиот концепт на „концентрација“)

aA +bB =cС +dD,Каде к– константна брзина на реакција

ЗДМ се изведува само за елементарни хемиски реакции кои се случуваат во една фаза. Ако реакцијата се одвива последователно низ неколку фази, тогаш вкупната брзина на целиот процес се одредува според нејзиниот најбавен дел.

Изрази за стапките на различни видови реакции

ЗДМ се однесува на хомогени реакции. Ако реакцијата е хетерогена (реагенсите се во различни состојби на агрегација), тогаш равенката ZDM вклучува само течни или само гасовити реагенси, а цврстите се исклучени, што влијае само на константата на брзина k.

Молекуларност на реакцијатае минималниот број на молекули вклучени во елементарен хемиски процес. Врз основа на молекуларноста, елементарните хемиски реакции се делат на молекуларни (A →) и бимолекуларни (A + B →); тримолекуларните реакции се исклучително ретки.

Стапка на хетерогени реакции

• Зависи од површината на контакт помеѓу супстанциите, т.е. за степенот на мелење на материите и комплетноста на мешањето на реагенсите.
• Пример е горењето дрва. Цел труп гори релативно бавно во воздух. Ако ја зголемите површината на контакт помеѓу дрвото и воздухот, разделувајќи го дневникот на чипови, стапката на горење ќе се зголеми.
• Пирофорното железо се истура на лист филтер-хартија. За време на падот, честичките од железо се вжештуваат и ја запалуваат хартијата.

Ефект на температурата на брзината на реакција

Во 19 век, холандскиот научник Ван'т Хоф експериментално открил дека со зголемување на температурата за 10 ° C, стапките на многу реакции се зголемуваат за 2-4 пати.

Правилото на Ван'т Хоф

За секое зголемување од 10 ◦ C на температурата, брзината на реакција се зголемува за 2-4 пати.

Овде γ (грчката буква „гама“) - таканаречениот температурен коефициент или коефициентот van't Hoff, зема вредности од 2 до 4.

За секоја специфична реакција, температурниот коефициент се определува експериментално. Точно покажува колку пати брзината на дадена хемиска реакција (и нејзината константа на брзина) се зголемува со секои 10 степени зголемување на температурата.

Ван'т Хофовото правило се користи за приближување на промената на константата на брзината на реакцијата со зголемување или намалување на температурата. Попрецизна врска помеѓу константата на брзината и температурата беше воспоставена од шведскиот хемичар Сванте Арениус:

Како повеќеЕ специфична реакција, така помалку(на дадена температура) ќе биде константата на брзината k (и брзината) на оваа реакција. Зголемувањето на Т доведува до зголемување на константата на брзината, ова се објаснува со фактот дека зголемувањето на температурата доведува до брзо зголемување на бројот на „енергетски“ молекули способни да ја надминат бариерата за активирање Ea.

Ефект на катализаторот врз брзината на реакцијата

Можете да ја промените брзината на реакцијата со користење на специјални супстанции кои го менуваат механизмот на реакција и го насочуваат по енергетски поповолен пат со помала енергија на активирање.

Катализатори- тоа се супстанции кои учествуваат во хемиската реакција и ја зголемуваат нејзината брзина, но на крајот од реакцијата остануваат непроменети квалитативно и квантитативно.

Инхибитори– супстанции кои ги забавуваат хемиските реакции.

Промената на брзината на хемиската реакција или нејзината насока со помош на катализатор се нарекува катализа .

Пример 1

Колку пати ќе се зголеми брзината на реакција?

А) C + 2 H 2 = CH 4

б) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

кога притисокот во системот се зголемува три пати?

Решение:

Зголемувањето на притисокот во системот за три пати е еквивалентно на зголемување на концентрацијата на секоја од гасовитите компоненти за три пати.

Во согласност со законот за масовно дејство, ги запишуваме кинетичките равенки за секоја реакција.

а) Јаглеродот е цврста фаза, а водородот е гасна фаза. Брзината на хетерогена реакција не зависи од концентрацијата на цврстата фаза, па затоа не е вклучена во кинетичката равенка. Брзината на првата реакција е опишана со равенката

Нека почетната концентрација на водород е еднаква на X, Потоа v 1 = kh 2 .По трипати зголемување на притисокот, концентрацијата на водород стана 3 Xи брзината на реакцијата v 2 = k(3x) 2 = 9kx 2.Следно, го наоѓаме односот на брзината:

v 1:v 2 = 9kx 2:kx 2 = 9.

Значи, стапката на реакција ќе се зголеми 9 пати.

б) Кинетичката равенка на втората реакција, која е хомогена, ќе биде напишана во форма . Нека почетната концентрација БРеднаква на X, и почетната концентрација Cl 2еднаква на на, Потоа v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v 2:v 1 = 27.

Брзината на реакцијата ќе се зголеми за 27 пати.

Пример 2

Реакцијата помеѓу супстанциите A и B се одвива според равенката 2A + B = C. Концентрацијата на супстанцијата A е 6 mol/l, а супстанцијата B е 5 mol/l. Константата на брзината на реакцијата е 0,5 (l 2 ∙mol -2 ∙s –1). Пресметајте ја брзината на хемиската реакција во почетниот момент и во моментот кога 45% од супстанцијата Б останува во реакционата смеса.

Решение:

Врз основа на законот за масовно дејство, брзината на хемиската реакција во почетниот момент е еднаква на:

= 0,5∙6 2 ∙5 = 90,0 mol∙s -1 ∙l -1

По некое време, 45% од супстанцијата Б ќе остане во реакционата смеса, односно концентрацијата на супстанцијата Б ќе стане еднаква на 5. 0,45= 2,25 mol/l. Тоа значи дека концентрацијата на супстанцијата Б се намалила за 5,0 - 2,25 = 2,75 mol/l.

Бидејќи супстанциите А и Б комуницираат меѓу себе во сооднос 2:1, концентрацијата на супстанцијата А се намалила за 5,5 mol/l (2,75∙2=5,5) и станала еднаква на 0,5 mol/l (6. 0 - 5,5= 0,5).

= 0,5(0,5) 2 ∙2,25 = 0,28 mol∙s -1 ∙l -1.

Одговор: 0,28 mol∙s -1 ∙l -1

Пример 3

Температурен коефициент на брзина на реакција ее еднакво на 2,8. За колку степени е зголемена температурата ако времето на реакција се намали за 124 пати?

Решение:

Според правилото на Ван'т Хоф v 1 = v 2 ×. Време на реакција те количина обратно пропорционална на брзината, тогаш v 2 /v 1 = t 1 /t 2 = 124.

t 1 / t 2 = = 124

Да земеме логаритам на последниот израз:

lg ( )= дневник 124;

ДТ/ 10×lgg=lg 124;

ДТ= 10×lg124/ lg2.8 » 47 0 .

Температурата е зголемена за 47 0.

Пример 4

Кога температурата се зголеми од 10 0 C на 40 0 ​​C, брзината на реакција се зголеми за 8 пати. Која е енергијата на активирање на реакцијата?

Решение:

Односот на брзината на реакција на различни температури е еднаков на односот на константите на брзината на исти температури и е еднаков на 8. Во согласност со равенката Арениус

k 2 / k 1 = A× /А = 8

Бидејќи предекспоненцијалниот фактор и енергијата на активирање се практично независни од температурата, тогаш

Пример 5

На температура од 973 ДОконстанта на рамнотежата на реакцијата

NiO+H2 = Ni+H2O (g)

Решение:

Претпоставуваме дека почетната концентрација на водена пареа била нула. Изразот за константата на рамнотежа на оваа хетерогена реакција ја има следната форма: .

Нека концентрацијата на водена пареа стане еднаква на моментот на рамнотежа x mol/l.Потоа, во согласност со стехиометријата на реакцијата, концентрацијата на водородот се намалила за x mol/lи станаа еднакви (3 – x) mol/l.

Да ги замениме концентрациите на рамнотежа во изразот за константата на рамнотежа и да најдеме X:

K = x / (3 – x); x / (3 – x) = 0,32; x=0,73 mol/l.

Значи, рамнотежната концентрација на водена пареа е 0,73 mol/l,рамнотежната концентрација на водородот е 3 – 0,73 = 2,27 mol/l.

Пример 6

Како ќе се влијае на рамнотежата на реакцијата? 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3; DH= -172,38 kJ:

1) зголемување на концентрацијата SO 2, 2) зголемување на притисокот во системот,
3) ладење на системот, 4) внесување катализатор во системот?

Решение:

Според принципот на Ле Шателје, со зголемена концентрација SO 2рамнотежата ќе се префрли кон процесот што води кон потрошувачка SO 2, односно кон директна реакција на формирање SO 3.

Реакцијата доаѓа со промена на бројот кртгасовити материи, па промената на притисокот ќе ја помести рамнотежата. Со зголемување на притисокот, рамнотежата ќе се префрли кон процес кој се спротивставува на оваа промена, односно продолжување со намалување на бројот кртгасовити материи и, следствено, со намалување на притисокот. Според равенката на реакцијата, бројот кртгасовити почетни материи е три, а бројот кртпроизводи од директна реакција е еднаква на два. Затоа, со зголемување на притисокот, рамнотежата ќе се префрли кон директна реакција на формирање SO 3.

Бидејќи ДХ< 0, тогаш директната реакција се јавува со ослободување на топлина (егзотермична реакција). Обратна реакција ќе се случи со апсорпција на топлина (ендотермичка реакција). Во согласност со принципот на Ле Шателје, ладењето ќе предизвика поместување на рамнотежата кон реакцијата што ослободува топлина, односно кон директната реакција.

Воведувањето на катализатор во системот не предизвикува поместување на хемиската рамнотежа.

Пример 7

На 10 0 C реакцијата завршува за 95 секунди, а на 20 0 C за 60 секунди. Пресметајте ја енергијата на активирање за оваа реакција.

Решение:

Времето на реакција е обратно пропорционално на неговата брзина. Потоа .

Врската помеѓу константата на брзината на реакцијата и енергијата на активирање се одредува со равенката Арениус:

= 1,58.

ln1,58 = ;

Одговор: 31,49 kJ/mol.

Пример 8

За време на синтезата на амонијак N 2 + 3H 2 2NH 3, беше воспоставена рамнотежа при следните концентрации на реактанти (mol/l):

Пресметајте ја константата на рамнотежа за оваа реакција и почетните концентрации на азот и водород.

Решение:

Ја одредуваме константата на рамнотежа K C на оваа реакција:

К Ц= = (3,6) 2 / 2,5 (1,8) 3 = 0,89

Почетните концентрации на азот и водород ги наоѓаме врз основа на равенката на реакцијата. За формирање на 2 молови NH 3 потребни се 1 мол азот, а за формирање на 3,6 молови амонијак потребни се 3,6/2 = 1,8 молови азот. Земајќи ја предвид рамнотежната концентрација на азот, ја наоѓаме неговата почетна концентрација:

C out (H 2) = 2,5 + 1,8 = 4,3 mol/l

За да се формираат 2 молови NH 3, потребно е да се потрошат 3 молови водород, а за да се добијат 3,6 молови амонијак, потребни се 3 ∙ 3,6: 2 = 5,4 молови.

C out (H 2) = 1,8 + 5,4 = 7,2 mol/l.

Така, реакцијата започна во концентрации (mol/l): C(N 2) = 4,3 mol/l; C(H2) = 7,2 mol/l

Список на задачи за тема 3

1. Реакцијата се одвива според шемата 2A + 3B = C. Концентрацијата на А се намалила за 0,1 mol/l. Како се менувале концентрациите на супстанциите Б и Ц?

2. Почетните концентрации на супстанциите вклучени во реакцијата CO + H 2 O = CO 2 + H 2 беа еднакви (mol/l, од лево кон десно): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Колкави се концентрациите на сите супстанции во моментот кога реагирала ½ од почетната концентрација на CO?

3. Колку пати ќе се промени брзината на реакцијата 2A + B? В, ако концентрацијата на супстанцијата А се зголеми за 2 пати, а концентрацијата на супстанцијата Б се намали за 3?

4. Некое време по почетокот на реакцијата 3А + Б 2C + D концентрациите на супстанции беа (mol/l, од лево кон десно): 0,03; 0,01; 0,008. Кои се почетните концентрации на супстанциите А и Б?

5. Во системот CO + Cl 2 Концентрацијата на COCl 2 CO беше зголемена од 0,03 на 0,12 mol/l, а хлорот од 0,02 на 0,06 mol/l. Колку пати се зголемила брзината на напредната реакција?

6. Колку пати треба да се зголеми концентрацијата на супстанцијата Б во системот 2A + B A 2 B, така што кога концентрацијата на супстанцијата А се намалува за 4 пати, брзината на директната реакција не се менува?

7. Колку пати треба да се зголеми концентрацијата на јаглерод моноксид (II) во системот 2CO? CO 2 + C, така што брзината на реакција се зголемува 100 пати? Како ќе се промени брзината на реакцијата кога притисокот се зголемува за 5 пати?

8. Колку време ќе биде потребно за да се заврши реакцијата на 18 0 C, ако на 90 0 C се заврши за 20 секунди, а температурниот коефициент на брзината на реакцијата е γ = 3,2?

9. На 10 0 C реакцијата завршува за 95 s, а на 20 0 C за 60 s. Пресметајте ја енергијата на активирање.

10. Колку пати ќе се зголеми брзината на реакцијата кога температурата ќе се зголеми од 30 0 на 50 0 C ако енергијата на активирање е 125,5 kJ/mol?

11. Колкава е енергијата на активирање за реакција чија брзина на 300 K е 10 пати поголема од 280 K?

12. Колкава е енергијата на активирање на реакцијата ако со зголемување на температурата од 290 на 300 К неговата брзина се удвои?

13. Енергијата на активирање на одредена реакција е 100 kJ/mol. Колку пати ќе се промени брзината на реакцијата кога температурата ќе се зголеми од 27 на 37 0 C?

14. Почетните концентрации на супстанциите вклучени во реакцијата N 2 +3H 2 =2NH 3 се еднакви (mol/l, од лево кон десно): 0,2; 0,3; 0. Колкави се концентрациите на азот и водород во моментот кога концентрацијата на амонијак станува 0,1 mol/l.

15. Колку пати ќе се промени брзината на реакцијата 2A + B? В, ако концентрацијата на супстанцијата А се зголеми за 3 пати, а концентрацијата на супстанцијата Б се намали за 2 пати?

16. Почетни концентрации на супстанциите A и B во реакцијата A+2B C беа 0,03 и 0,05 mol/L, соодветно. Константата на брзината на реакцијата е 0,4. Најдете ја почетната брзина на реакцијата и брзината по одредено време, кога концентрацијата на супстанцијата А се намалува за 0,01 mol/l.

17. Како ќе се промени брзината на реакција на 2NO+ O 2? 2NO 2 ако: а) го зголеми притисокот во системот за 3 пати; б) намалување на волуменот на системот за 3 пати?

18. Колку пати ќе се зголеми брзината на реакцијата што се случува на 298 K ако нејзината енергија на активирање се намали за 4 kJ/mol?

19. На која температура реакцијата ќе заврши за 45 минути, ако на 293 К потребни се 3 часа? Температурен коефициент на реакција е 3,2.

20. Енергијата на активирање на реакцијата NO 2 = NO + 1/2O 2 е 103,5 kJ/mol. Константата на брзината на оваа реакција на 298K е 2,03∙10 4 s -1. Пресметајте ја константата на брзина за оваа реакција на 288 К.

21. Реакцијата CO + Cl 2 COCl 2 се јавува во волумен од 10 литри. Состав на смесата за рамнотежа: 14 g CO; 35,6 g Cl 2 и 49,5 g COCl 2. Пресметај ја константата на рамнотежа на реакцијата.

22. Најдете ја константата на рамнотежа на реакцијата N 2 O 4 2NO 2 ако почетната концентрација на N 2 O 4 е 0,08 mol/l, а до моментот на рамнотежата, 50% од N 2 O 4 се дисоцирале.

23. Константата на рамнотежа на реакцијата A + B C + D е еднаква на единство. Почетна концентрација [A] o =0,02 mol/l. Колкав процент од А се претвора ако почетните концентрации на B, C и D се 0,02; 0,01 и 0,02 mol/l соодветно?

24. За реакцијата H 2 + Br 2 2HBr на одредена температура K = 1. Да се ​​определи составот на рамнотежната смеса ако почетната смеса се состоела од 3 mol H 2 и 2 mol бром.

25. По мешањето на гасовите A и B во системот A + B C + D, се воспоставува рамнотежа при следните концентрации (mol/l): [B] = 0,05; [C] = 0,02. Константата на рамнотежа на реакцијата е 4∙103. Најдете ги почетните концентрации на А и Б.

26. Константата на рамнотежа на реакцијата A + B C + D е еднаква на единство. Почетна концентрација [A] = 0,02 mol/l. Колкав процент од А се претвора ако почетните концентрации [B] се 0,02; 0,1 и 0,2 mol/l?

27. Во почетниот момент на реакцијата, концентрациите на синтезата на амонијак беа (mol/l): = 1,5; = 2,5; = 0. Која е концентрацијата на азот и водород кога концентрацијата на амонијак е 0,15 mol/l?

28. Рамнотежата во системот H 2 + I 2 2HI е воспоставена при следните концентрации (mol/l): =0,025; =0,005; =0,09. Определете ги почетните концентрации на јод и водород доколку немало HI во почетниот момент на реакцијата.

29. Кога смесата од јаглерод диоксид и водород се загревала во затворен сад, била воспоставена рамнотежа CO 2 + H 2 CO + H 2 O. Константата на рамнотежа на одредена температура е 1. Колку проценти од CO 2 ќе се претвори во CO ако измешате 2 молови CO ​​2 и 1 мол H 2 на иста температура.

30. Константата на рамнотежа на реакцијата FeO + CO Fe + CO 2 на одредена температура е 0,5. Најдете ги рамнотежните концентрации на CO и CO 2 ако почетните концентрации на овие супстанции беа 0,05 и 0,01 mol/l, соодветно.

Решенија

Теоретски објаснувања

Концентрацијата на растворот е релативната количина на растворена супстанција во растворот. Постојат два начина за изразување на концентрацијата на растворите - фракционо и концентрационо.

Метод на споделување

Масен дел од супстанцијата ω – бездимензионална количина или изразена во проценти, пресметана со формулата

%, (4.1.1)

Каде m(in-va)- маса на супстанција, Г;

m(големина)- маса на растворот, Г.

Кртска фракција χ

%, (4.1.2)

Каде ν(in-va)- количина на супстанција, крт;

ν 1+ν 2+... - збирот на количините на сите супстанции во растворот, вклучувајќи го и растворувачот, крт.

Волуменска фракција φ – бездимензионална вредност или изразена во проценти, пресметана со формулата

%, (4.1.3)

Каде V(v-va)- волумен на супстанција, л;

V (мешавини)- волумен на смесата, л.

Метод на концентрација

Моларна концентрација ЦМ , mol/l, пресметано со формулата

, (4.1.4)

Каде ν(in-va)- количина на супстанција, крт;

V(r-ra)- волумен на растворот, л.

Кратенката 0,1 M значи 0,1 моларен раствор (концентрација 0,1 mol/L).

Нормална концентрација Ц Н , mol/l, пресметано со формулата

или , (4.1.5)

Каде ν(eq)- количина на еквивалентна супстанција, крт;

V(r-ra)- волумен на растворот, л;

З– еквивалентен број.

Скратена ознака 0.1n. значи 0,1 нормален раствор (концентрација 0,1 mol eq/l).

Молална концентрација В б , mol/kg, пресметано со формулата

(4.1.6)

Каде ν(in-va)- количина на супстанција, крт;

m(r-la)- маса на растворувач, килограм.

Титар Т , g/ml, пресметано со формулата

(4.1.7)

Каде m(in-va)- маса на супстанција, Г;

V(r-ra)- волумен на растворот, ml.

Да ги разгледаме својствата на разредените раствори, кои зависат од бројот на честички на растворената супстанција и од количината на растворувачот, но практично не зависат од природата на растворените честички (колигативни својства ) .

Овие својства вклучуваат: намалување на притисокот на заситената пареа на растворувачот над растворот, зголемување на точката на вриење, намалување на точката на замрзнување на растворот во споредба со чист растворувач, осмоза.

Осмоза- ова е еднонасочна дифузија на супстанции од раствори преку полупропустлива мембрана што го одвојува растворот и чист растворувач или два раствори со различни концентрации.

Во системот растворувач-раствор, молекулите на растворувачите можат да се движат низ партицијата во двете насоки. Но, бројот на молекули на растворувачи кои се движат во раствор по единица време е поголем од бројот на молекули кои се движат од раствор до растворувач. Како резултат на тоа, растворувачот поминува низ полупропустливата мембрана во поконцентриран раствор, разредувајќи го.

Притисокот што мора да се примени на поконцентриран раствор за да се запре протокот на растворувач во него се нарекува осмотски притисок .

Се нарекуваат раствори кои се карактеризираат со ист осмотски притисок изотоничен .

Осмотскиот притисок се пресметува со помош на формулата Van't Hoff

Каде ν - количина на супстанција, крт;

Р- гасна константа еднаква на 8,314 Ј/(мол К);

Т- апсолутна температура, ДО;

В- волумен на растворот, m 3;

СО- моларна концентрација, mol/l.

Според законот на Раул, релативното намалување на притисокот на заситената пареа над растворот е еднаков на молската фракција на растворената неиспарлива супстанција:

(4.1.9)

Зголемувањето на точката на вриење и намалувањето на точката на замрзнување на растворите во споредба со чист растворувач, како последица на законот на Раул, се директно пропорционални со молалната концентрација на растворената супстанција:

(4.1.10)

каде е промената на температурата;

Молална концентрација, mol/kg;

ДО- коефициентот на пропорционалност, во случај на зголемување на точката на вриење се нарекува ебулиоскопска константа, а во случај на намалување на точката на смрзнување - криоскопски.

Овие константи, нумерички различни за ист растворувач, карактеризираат зголемување на точката на вриење и намалување на точката на замрзнување на едномолален раствор, т.е. кога 1 мол неиспарлив електролит се раствора во 1 kg растворувач. Затоа, тие често се нарекуваат молално зголемување на точката на вриење и намалување на точката на замрзнување на растворот.

Криоскопските и ебулиоскопските константи не зависат од природата на растворената супстанција, туку зависат од природата на растворувачот и се карактеризираат со димензија .

Табела 4.1.1 - Криоскопски K K и ебулиоскопски K E константи за некои растворувачи

Криоскопија и ебулиоскопија– методи за определување на одредени карактеристики на супстанции, на пример, молекуларни тежини на растворени материи. Овие методи овозможуваат да се одреди молекуларната тежина на супстанциите што не се дисоцираат при растворање со намалување на точката на замрзнување и зголемување на точката на вриење на растворите со позната концентрација:

(4.1.11)

каде е масата на растворената супстанција во грамови;

Маса на растворувач во грамови;

Моларна маса на растворена супстанција во g/mol;

1000 е фактор на конверзија од грами растворувач во килограми.

Тогаш моларната маса на неелектролитот се одредува со формулата

(4.1.12)

Растворливост С покажува колку грама супстанција може да се раствори во 100 g вода на дадена температура. Растворливоста на цврстите материи, по правило, се зголемува со зголемување на температурата, а за гасовити материи се намалува.

Цврстите материи имаат многу различна растворливост. Заедно со растворливите материи, тие се малку растворливи и практично нерастворливи во вода. Сепак, во природата не постојат апсолутно нерастворливи материи.

Во заситен раствор на слабо растворлив електролит, се воспоставува хетерогена рамнотежа помеѓу талогот и јоните во растворот:

A m B n mA n + +nB m - .

талог заситен раствор

Во заситен раствор, стапките на растворање и процесите на кристализација се исти , а концентрациите на јоните над цврстата фаза се рамнотежни на дадена температура.

Константата на рамнотежа на овој хетероген процес се одредува само од производот на активностите на јоните во растворот и не зависи од активноста на цврстата компонента. Таа го доби името растворливост производ ПР .

(4.1.13)

Така, производот од јонските активности во заситен раствор на малку растворлив електролит на дадена температура е константна вредност.

Ако електролитот има многу ниска растворливост, тогаш концентрациите на јоните во неговиот раствор се занемарливи. Во овој случај, меѓујонската интеракција може да се занемари и концентрациите на јоните може да се сметаат за еднакви на нивните активности. Тогаш производот на растворливост може да се изрази во однос на рамнотежните моларни концентрации на електролитните јони:

. (4.1.14)

Производот на растворливост, како и секоја константа на рамнотежа, зависи од природата на електролитот и температурата, но не зависи од концентрацијата на јоните во растворот.

Кога концентрацијата на еден од јоните во заситен раствор на слабо растворлив електролит се зголемува, на пример, како резултат на внесување на друг електролит што го содржи истиот јон, производот од концентрациите на јоните станува поголем од вредноста на производот на растворливост. . Во овој случај, рамнотежата помеѓу цврстата фаза и растворот се поместува кон формирање на талог. Ќе се формира талог додека не се воспостави нова рамнотежа, при што условот (4.1.14) е повторно исполнет, но при различни соодноси на концентрации на јони. Како што се зголемува концентрацијата на еден од јоните во заситен раствор над цврстата фаза, концентрацијата на другиот јон се намалува така што производот на растворливост останува константен во постојани услови.

Значи, условот за врнежи е:

. (4.1.15)

Ако во заситен раствор на малку растворлив електролит ја намалиме концентрацијата на некој од неговите јони, тогаш ИТНќе стане поголем од производот на концентрациите на јоните. Рамнотежата ќе се помести кон растворање на талогот. Распуштањето ќе продолжи додека не се исполни условот (4.1.14).